TRANSPARANSI INTI
Energetika Kimia
1. Sistem dan Lingkungan Sistem: bagian dari alam yang kita amati, yang dipisahkan dari bagian lainnya dengan batas-batas yang jelas. Lingkungan: bagian di luar sistem.
2. Macam-Macam Sistem Sistem terbuka: bisa terjadi aliran materi dan aliran energi Sistem tertutup: tak bisa terjadi aliran materi. ∆ni = 0 Sistem tersekat: tak bisa terjadi aliran kalor. q = 0 (Lihat pengertian kalor di bawah). Sistem terisolasi: tak bisa terjadi aliran kalor maupun kerja. Dinding diatermal: dinding yang dapat dilalui kalor secara bebas. Dinding adiatermal: tak dapat dilalui kalor.
3. Perubahan Terhadap Sistem Proses isoterm: ∆T = 0 Proses isobar: ∆p = 0; Proses isokhor: ∆V = 0 Proses adiabat: q = 0, dq = 0 Proses reversibel: proses yang dapat balik dengan perubahan keadaan lingkungan yang amat kecil; ATAU proses yang setiap tahapnya dapat dianggap berada dalam keadaan setimbang. Contoh proses reversibel: • Ekspansi gas pada keadaan pl ≈ ps • Penguapan air pada suhu 100°C dan 1 atm • Pembekuan air pada suhu 0°C dan 1 atm • Pemanasan Contoh proses tak reversibel: • Ekspansi gas dengan tekanan sistem jauh lebih besar. • Penguapan air pada suhu 25°C dan 1 atm • Pembakaran
KIMIA-TPB
Departemen Kimia FMIPA ITB
TRANSPARANSI INTI
4. Kalor dan Kerja Kalor (q): suatu bentuk energi yang berpindah akibat perbedaan suhu. Kerja (w): energi yang berpindah, selain kalor. q > 0: kalor diterima oleh sistem w > 0: kerja dilakukan terhadap sistem
w = − ∫ pl dV
Kerja volume:
V = volume pl = tekanan luar
w = ∫ VdQ = ∫ Vidt
Kerja listrik:
V = beda potensial
Contoh Perhitungan Kerja Untuk ekspansi terhadap tekanan luar tetap, atau kompresi oleh tekanan luar tetap: V2
V2
V1
V1
w = − ∫ pl dV = − pl ∫ dV = − pl (V2 − V1 ) Untuk ekspansi atau kompresi reversibel: pada proses ini: pl ≈ ps V2
V2
V2
V
2 nRT T w = − ∫ pl dV = − ∫ p s dV Gas ideal: w = − ∫ dV = − nR ∫ dV V V V1 V1 V1 V1
5. Besaran Intensif dan Ekstensif, Fungsi Keadaan Besaran intensif: besaran yang tidak bergantung pada ukuran sistem. Contoh: p, T, konsentrasi, rapat massa Besaran ekstensif: besaran yang bergantung pada ukuran sistem. Contoh: m, n, V, … Fungsi keadaan: besaran yang bergantung pada keadaan sistem. Perubahan dari besaran tersebut, tak bergantung pada jalannya proses, tapi hanya bergantung pada keadaan awal dan akhir proses tersebut. Contoh fungsi keadaan: T, p, V, … Contoh besaran yang bukan merupakan fungsi keadaan: q, w.
KIMIA-TPB
Departemen Kimia FMIPA ITB
TRANSPARANSI INTI
6. Energi Dalam dan Hukum I Termodinamika 6.1 Energi Dalam Energi-dalam (U): energi total yang dimiliki sistem. Energi-dalam dapat bertambah atau berkurang akibat aliran kalor antara sistem dan lingkungan, atau akibat kerja yang dilakukan/ diterima sistem, atau akibat aliran materi keluar/masuk sistem.
6.2 Hukum I Termodinamika Hukum I Termodinamika pada dasarnya hukum kekekalan energi yang menyatakan bahwa kalor atau kerja yang masuk/keluar sistem tidak akan hilang atau terciptakan, melainkan akan menyebabkan terjadinya perubahan pada energi-dalam sistem.
∆U = q + w
dU = đ q + đ w = đ q − pl dV Untuk proses isokhor: dU = đq
atau dU = đ qv
Untuk gas ideal, energi dalam tak berubah pada suhu tetap. Dengan kata lain, pada proses isoterm untuk gas ideal: ∆U = 0
7. Entalpi Entalpi: H = U + pV
dH = dU + d(pV) = dU + pdV + Vdp = (đq – pdV) + pdV + Vdp dH = đq + Vdp Untuk proses isobar: dH = đq
atau dH = đ q p
(Karena itulah, dalam buku-buku sekolah menengah, perubahan entalpi kadang didefinisikan sebagai kalor reaksi pada tekanan tetap).
Untuk gas ideal, entalpi tak berubah pada suhu tetap. Dapat diturunkan hubungan ∆H dan ∆U:
∆H = ∆U + ∆ ( pV ) = ∆U + ( p2V2 − p1V1 ) Untuk reaksi kimia yang melibatkan gas, dapat diubah menjadi:
∆H = ∆U + ∆ ( nRT ) = ∆U + RT ( ∆n ) (jika isotermal)
KIMIA-TPB
Departemen Kimia FMIPA ITB
TRANSPARANSI INTI
8. Kapasitas Kalor dan Kalor Jenis 8.1 Kapasitas Kalor (C) Kapasitas kalor (C) adalah kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu sistem sebesar satu derajat. đq dT
C=
Cp = kapasitas kalor pada tekanan tetap Cv = kapasitas kalor pada volume tetap
Cv =
đ qv ⎛ ∂U ⎞ =⎜ ⎟ dT ⎝ ∂T ⎠V
Cp =
δq p
⎛ ∂H ⎞ =⎜ ⎟ dT ⎝ ∂T ⎠ p
8.2 Kalor Jenis (c) Kalor jenis (c) adalah kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu satu mol zat sebesar satu derajat. c=
1 đq n dT
Kalor jenis pada volume tetap: cv =
1 đ qv 1 ⎛ ∂U ⎞ = ⎜ ⎟ n dT n ⎝ ∂T ⎠V
Kalor jenis pada tekanan tetap: c p =
1 đ q p 1 ⎛ ∂H ⎞ = ⎜ ⎟ n dT n ⎝ ∂T ⎠ p
T2
Kalor yang diserap/dilepas: q p = ∫ nc p dT T1
8.3 Perubahan U dan H pada Pemanasan Pemanasan pada volume tetap:
dU = ncv dT T2
∆U = ∫ ncv dT T1
Pemanasan pada tekanan tetap: T2
∆H = ∫ nc p dT T1
KIMIA-TPB
Departemen Kimia FMIPA ITB
TRANSPARANSI INTI
9. Termokimia 9.1 Pengertian Termokimia adalah studi tentang energi yang menyertai suatu perubahan kimia.
Kalor reaksi adalah energi yang dipindahkan dari atau ke dalam sistem, sehingga suhu hasil reaksi menjadi sama dengan suhu pereaksi. Pada volume tetap:
kalor reaksi = qv = ∆U
Pada tekanan tetap:
kalor reaksi = qp = ∆H
Hubungan antara ∆H dan ∆U:
∆H = ∆U + ∆(pV)
Untuk reaksi yang melibatkan gas, dengan anggapan gas ideal, hubungan tersebut dapat ditulis sebagai:
∆H = ∆U + (∆n)RT dengan ∆n adalah selisih mol gas hasil reaksi dan gas pereaksi.
9.2 Macam-Macam ∆H Reaksi ∆H pembentukan (∆Hf): perubahan entalpi pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya. ∆H pembakaran (∆Hc): perubahan entalpi pada pembakaran 1 mol senyawa menjadi oksida-oksidanya. ∆H penguraian (∆Hd): perubahan entalpi pada penguraian 1 mol senyawa menjadi unsur-unsurnya. ∆H penetralan (∆Hn): perubahan entalpi pada reaksi antara 1 mol ion hidrogen dan 1 mol ion hidroksida menghasilkan air. ∆H pelarutan (∆Hs): perubahan entalpi pada pelarutan 1 mol zat terlarut. ∆H° = perubahan entalpi standar = perubahan entalpi pada suhu 25°C dan tekanan 1 atmosfer.
KIMIA-TPB
Departemen Kimia FMIPA ITB
TRANSPARANSI INTI
9.3 Penentuan ∆H Reaksi dengan Kalorimetri Kalorimeter bom: kalorimeter volume tetap Kalorimeter biasa: kalorimeter tekanan tetap Dengan kalorimeter, kita mengukur perubahan suhu akibat terjadinya reaksi.
9.4 Hukum Hess Perubahan entalpi reaksi tak bergantung pada jalannya reaksi, tapi hanya bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir reaksi. Contoh: C + ½O2 → CO
∆H = -110,5 kJ/mol
∆H = -283,0 kJ/mol CO + ½O2 → CO2 ______________________________ C + O2 → CO2 Dengan diagram: C + O2
∆H = -393,5 kJ/mol →
CO2
+ ½O2
½O2 + CO
Jika diketahui ∆H pembentukan berbagai senyawa, maka kita dapat menghitung ∆H suatu reaksi dengan:
∆H reaksi = Σ ∆Hf hasil reaksi - Σ ∆Hf pereaksi (Bisa dibuktikan dengan hukum Hess). Contoh: Al2O3(s) + 2NaOH(s) → 2NaAlO2(s)+ H2O(l)
∆H =
∆H = ∆Hf,H2O + 2∆Hf,NaAlO2 - ∆Hf,Al2O3 - 2∆Hf,NaOH ∆H pembentukan senyawa-senyawa di atas: Na(s) + ½O2(g) + ½H2(g) → NaOH(s) 2Al(s) + 1½O2(g) → Al2O3(s) Na(s) + Al(s) + O2(g) → NaAlO2(s) H2(g) + ½O2(g) → H2O(l)
KIMIA-TPB
∆Hf,NaOH ∆Hf,Al2O3 ∆Hf,NaAlO2 ∆Hf,H2O
Departemen Kimia FMIPA ITB
TRANSPARANSI INTI
9.5 Energi Ikatan Energi ikatan adalah energi yang dibutuhkan untuk memutuskan satu mol ikatan kimia dalam fasa gas. Untuk molekul yang mengandung beberapa ikatan sejenis (mis. C-H), maka data energi ikatan merupakan energi ikatan rata-rata.
∆H reaksi dapat ditentukan dari data energi ikatan. Contoh: Tentukan ∆H reaksi pembakaran C3H8! Jawab: C3H8 + 5O2 → 3 CO2 + 4 H2O
3C(g) + 8H(g) + 10O(g)
9.6 Pengaruh Suhu Terhadap ∆H Untuk reaksi: αA + βB → γC + δD, entalpi reaksi dinyatakan dengan: ∆H = γHC + δHD - αHA - βHB. Kebergantungan ∆H terhadap suhu dapat diperoleh lewat,
⎛ ∂H ⎞ ⎛ ∂H D ⎞ ⎛ ∂H A ⎞ ⎛ ∂H B ⎞ ⎛ ∂∆H ⎞ ⎟ − α⎜ ⎟ − β⎜ ⎟ ⎜ ⎟ =γ⎜ C ⎟ +δ⎜ ⎝ ∂T ⎠ ⎝ ∂T ⎠ ⎝ ∂T ⎠ ⎝ ∂T ⎠ ⎝ ∂T ⎠ = γc p (C ) + δc p ( D ) − αc p ( A ) − βc p ( B ) = ∆c p (Persamaan Kirchoff) Jika cp tidak bergantung suhu, maka
∆H 2 − ∆H 1 = ∆c p (T2 − T1 )
KIMIA-TPB
Departemen Kimia FMIPA ITB
TRANSPARANSI INTI
Contoh: Mg(s) + ½O2(g) → MgO(s)
∆H298 = -601,7 kJ/mol ∆H1298 = ?
cp(Mg) = 24,9 J K-1 mol-1 cp(O2) = 29,4 J K-1 mol-1 cp(MgO) = 37,2 J K-1 mol-1 ∆cp = cp(MgO) - cp(Mg) - ½cp(O2) = 37,2 – 24,9 – 14,7 = -2,4 JK-1
∆H 1298 − ∆H 298 = ∆c p (T2 − T1 ) ∆H 1298 + 601,7 = −2,4(1298 − 298)10 −3 ∆H 1298 = −604,1 kJ/mol
KIMIA-TPB
Departemen Kimia FMIPA ITB
TRANSPARANSI INTI
10. Entropi dan Hukum Kedua Termodinamika 10.1 Pengertian Entropi Perubahan entropi:
dS =
đ qrev T
∆S = ∫
đ qrev T
Entropi menunjukkan derajat ketakteraturan sistem. Contoh-contoh proses dengan peningkatan entropi: • • • • •
Perubahan es menjadi air Pemanasan air Penguraian senyawa menjadi unsur-unsurnya Ekspansi isotermal dari gas Pelarutan garam dapur dalam air
10.2 Perhitungan Entropi Perubahan fasa Tentukan perubahan entropi pada penguapan 2 mol air pada titik didih normalnya, jika kalor penguapan air adalah 40,8 kJ/mol.
Perubahan suhu Tentukan perubahan entropi pada pemanasan 2 mol air dari 25°C ke 100°C. Kalor jenis air pada tekanan tetap adalah 4,2 J/g °C. Jawab: T2
∆S = ∫ T1
δqrev T
T2
=∫ T1
mc p dT T
= mc p ∫
dT T
Perubahan fasa secara tak reversibel Tentukan perubahan entropi untuk perubahan 2 mol air pada 25°C menjadi uap air bersuhu 100°C.
Perubahan entropi reaksi Perubahan entropi reaksi adalah selisih antara entropi hasil reaksi dan entropi pereaksi. Data entropi zat biasanya dinyatakan pada keadaan standar, yaitu 25°C dan 1 atmosfer.
KIMIA-TPB
Departemen Kimia FMIPA ITB
TRANSPARANSI INTI
10.3 Hukum Kedua Termodinamika “Semua proses atau reaksi yang terjadi di alam semesta, selalu disertai dengan peningkatan entropi”
∆Sas ≥ 0
∆S + ∆Sl ≥ 0
Tanda “=” berlaku untuk proses reversibel. Tanda “>” berlaku untuk proses-proses spontan (ireversibel). Untuk sistem terisolasi:
• Reversibel: • Spontan:
∆S = 0 ∆S > 0
10.4 Kebergantungan Entropi Terhadap Suhu Untuk reaksi: αA + βB → γC + δD, perubahan entropi reaksi:
∆S = γSC + δSD - αSA - βSB. Kebergantungan perubahan entropi reaksi terhadap suhu,
⎛ ∂S C ⎞ ⎛ ∂S B ⎞ ⎛ ∂S D ⎞ ⎛ ∂S A ⎞ ⎡ ∂ (∆S )⎤ + − − = γ δ α β ⎜ ⎟ ⎟ ⎜ ⎟ ⎜ ⎟ ⎜ ⎢⎣ ∂T ⎥⎦ T T ∂ T ∂ T ∂ ∂ ⎝ ⎠ ⎝ ⎠p ⎝ ⎠ ⎝ ⎠ p Karena proses pada tekanan tetap,
dS =
δqrev T cp
=
δq p T
=
c p dT T
∂S = ∂T T
⎛ c p(B) ⎞ ⎛ c p ( A) ⎞ ⎛ c p(D) ⎞ ⎛ c p (C ) ⎞ ⎡ ∂ (∆S )⎤ ⎟⎟ ⎟ ⎜⎜ ⎟ ⎜ ⎟ ⎜ ⎜ γ δ α β − − + = ⎜ T ⎟ ⎜ T ⎟ ⎜ T ⎟ ⎢⎣ ∂T ⎥⎦ p ⎠ ⎝ T ⎠ ⎠ ⎝ ⎠ ⎝ ⎝ ∆c p = T Jika cp tidak bergantung pada suhu,
∆S 2 − ∆S1 = ∆c p ln
T2 T1
Contoh:
KIMIA-TPB
Departemen Kimia FMIPA ITB
TRANSPARANSI INTI
11. Hukum Ketiga Termodinamika Menurut hukum ketiga, entropi nol berlaku untuk kristal sempurna pada suhu 0 K.
12. Fungsi Energi Bebas Gibbs dan Kriteria Kespontanan Penggunaan entropi dalam merumuskan kriteria kespontanan reaksi kurang praktis, karena terbatas pada proses atau reaksi dalam sistem terisolasi. Untuk proses yang berlangsung pada sistem yang tidak terisolasi, perlu diperhitungkan perubahan entropi lingkungan. Untuk reaksi spontan berikut pada tekanan tetap, A→B perubahan entalpi:
∆H = HB – HA
perubahan entropi:
∆S = SB – SA.
Menurut hukum kedua termodinamika,
∆S + ∆Sl > 0 sedangkan,
∆Sl = -∆H /T = (HA – HB)/T sehingga,
(S B − S A ) + H A − H B
>0 T TS B − TS A + H A − H B > 0
(H B − TS B ) − (H A − TS A ) < 0 (H − TS )B − (H − TS )A < 0
(H – TS) merupakan fungsi keadaan yang baru, yang disebut energi bebas Gibbs, G = H – TS. Jadi, syarat kespontanan untuk proses pada tekanan dan suhu tetap adalah: GB – GA < 0 atau ∆G < 0 atau ∆H – T∆S < 0. Ilustrasi untuk proses berikut pada tekanan 1 atmoster: 1. Proses air 100°C → uap air 100°C 2. Proses air 70°C → uap air 70°C 3. Proses air 105°C → uap air 105°C
KIMIA-TPB
∆G = 0 (reversibel) ∆G = ∆H – T∆S > 0 ∆G = ∆H – T∆S < 0
Departemen Kimia FMIPA ITB
